THÉORIE IONIQUE
1) LES
MESURES EN SCIENCES
1.1) LES CHIFFRES
SIGNIFICATIFS
Quand on exprime un résultat en science,
il est primordial de l'écrire correctement. Supposons par exemple que l'on
mesure la longueur d'une feuille avec une règle graduée en millimètres, on
trouve que la mesure est comprise entre 21.7 et 21,
Nombre de
chiffres significatifs = Nombre de chiffrescertains
+ 1 chiffre douteux
127,35 cm est écrit avec 5
chiffres significatifs:
Les chiffres certains sont 1,2, 7 et 3;
Le chiffre douteux est le 5 .
Les chiffres significatifs
indiquent la précision d'une mesure. On les utilise uniquement dans les sciences
expérimentales : physique, chimie, biologie. Ils ne se rencontrent pas en
mathématiques. Voici les lois qui concernent les chiffres significatifs: 11.1)
Tout nombre, qui possède une partie entière, ne contient que des
chiffres significatifs :
233: 3 Chiffres significatifs ;
233,025: 6 Chiffres significatifs ;
13 x 104: 2 Chiffres significatifs .
11.2) Lorsqu'un nombre ne contient pas de partie entière, les
"zéros" qui encadrent la virgule ne sont jamais significatifs. Ils ne
servent qu'à indiquer l'ordre de grandeur :
0,233: 3 Chiffres significatifs ;
0,0233: 3 Chiffres significatifs.
11.3) Les zéros situés à l'intérieur d'un nombre ou à l'extrême droite
de ce dernier sont toujours significatifs :
0,010640: 5 Chiffres significatifs ;
10,040500: 8 Chiffres significatifs.
11.4) Pour rejeter les chiffres significatifs, on doit suivre les règles
suivantes :
•
On augmente de 1 le chiffre à conserver , si le
dernier chiffre enlevé est plus grand que 5 ;
• Si le dernier chiffre à enlever est
plus petit que 5, on laisse tel quel celui que l'on conserve ;
• Si le dernier chiffre à enlever est
égal à 5, on ajoute 1 à celui que l'on conserve si ce dernier est impair, et on
le laisse tel quel s'il est pair.
88,3575 = 88,358
88,3585 = 88,358
1.2)
INCERTITUDES
L'incertitude est toujours située sur
le dernier chiffre significatif et nous indique entre quelles limites un
résultat est connu avec certitude.
1,0738
±
1,0737 g < M <
La masse sera écrite avec cinq
chiffres significatifs; l'incertitude absolue est de
LOI Nº 1 : Lorsqu'aucune
précision n'est indiquée, on suppose que l'erreur effectuée est de
un sur le dernier chiffre significatif.
LOI Nº 2: Lorsqu'on additionne des mesures, les incertitudes absolues
s'ajoutent.
LOI Nº 3: Lorsqu'on multiplie ou divise des mesures, les incertitudes
relatives s'ajoutent.
Addition et soustraction
Lorsqu'on effectue l'addition ou la
soustraction de plusieurs mesures, le résultat sera exprimé avec autant de
décimales, que la mesure qui en a le moins.
Exemple
6,43 + 2,00 + 12,076 = 20,506 = 20,51
En appliquant la première loi , nous
déduisons l'incertitude par défaut sur chaque nombre.
6,43 ± 0,01
2,00 ± 0,01
12,076 ± 0,001
En
appliquant la deuxième loi, nous voyons que l'incertitude absolue sur le
résultat est de:
0,01+ 0,01 + 0,001 =
0,021
Le résultat de ce calcul est donc
:
20,51 ± 0,02
Et la précision du résultat est
de 0,1 % (0,02320,51)
Multiplication et
division
Dans la multiplication et la division le
résultat final doit être du même ordre de grandeur que le terme qui est le
moins précis.
Exemple
Effectuer le calcul suivant :
21,1 x 0,029 x 83,2 = 50,91008
En appliquant la première loi, nous obtenons les incertitudes absolues sur
chaque facteur (0,1; 0,001; 0,01).
En appliquant la troisième loi, nous retrouvons l'incertitude relative sur
le résultat en additionnant les incertitudes relatives ( 4
%).
Nous en déduisons l'incertitude absolue sur résultat du produit.
0,040 x 50,91008 = 2
Le résultat de l'opération doit donc s'écrire:
51 ± 2
1.3)
RAPPELS MATHÉMATIQUES
Deux grandeurs A et B sont directement
proportionnelles, lorsque leur quotient reste constant .
Deux grandeurs A et B sont inversement proportionnelles, lorsque leur
produit reste constant .
Pour
construire un graphique, on doit suivre les quatre étapes suivantes .
Étape 1 : Identifier les deux axes . La variable indépendante est située sur l'axe
horizontal (axe des abscisses). La variable dépendante est située sur l'axe
vertical (axe des ordonnées).
Étape 2 : Choisir une échelle convenable sur les deux axes.
Étape 3 : Représenter les points qui correspondent à chaque couple de
valeurs, en tenant compte des erreurs expérimentales..
Étape 4 : Tracer la courbe moyenne.
Nous pouvons rencontrer quatre cas particuliers .
• Cas 1 : La variable dépendante reste
constante, lorsque la variable indépendante varie: droite horizontale.
• Cas 2 : La variable indépendante reste
constante, lorsque la variable dépendante varie: droite verticale.
• Cas 3 : La variable dépendante est
directement proportionnelle à la variable indépendante: droite oblique.
• Cas 4 : La variable dépendante est
inversement proportionnelle à la variable indépendante: hyperbole.
2)
ÉTUDE DES SOLUTIONS ÉLECTROLYTIQUE
2.1)
SOLUTIONS ACIDES
Goût: Ils possèdent en général un goût aigre.
Conductibilité électrique: On plonge les deux électrodes d'un
conductimètre dans une solution d'acide sulfurique; puis on recommence avec les
solutions d'acide chlorhydrique et d'acide nitrique. Dans les trois cas on
observe que l'ampoule électrique s'allume . Par
conséquent les solutions aqueuses des acides contiennent des ions mobiles qui
permettent le passage du courant. Électrolyse: Plaçons dans un
voltamètre à électrodes inattaquables une solution aqueuse d'acide
chlorhydrique (HCl) et regardons ce qui se passe au
bout de quelques minutes. Puis recommençons avec les solutions aqueuses
d'acide sulfurique (H2SO4) et d'acide nitrique (HNO3).
Qu'observons-nous ?
Dans les trois cas nous obtenons
un dégagement de dihydrogène à la cathode et un
dégagement de dioxygène à l'anode. Il peut se
produire des réactions secondaires. Avec l'acide chlorhydrique nous obtenons
aussi le dégagement de dichlore à l'anode, qui se
dissout dans l'eau . Le dihydrogène
et le dioxygène sont facilement identifiables
. Actions sur les indicateurs colorés: Nous ferons réagir
sur les trois acides trois indicateurs colorés: le bleu de bromothymol,
l'hélianthine, le bleu de thymol et le tournesol. Nous observons des résultats
similaires avec les trois acides:
• Les solutions acides font virer le
bleu de bromothymol du vert au jaune
.
• Les solutions acides font virer
l'hélianthine du jaune au rouge .Les solutions acides font virer le bleu de
thymol du jaune à l'orange.
• Les solutions acides font virer au
rouge le papier tournesol .
Réactions avec les métaux: Dans une éprouvette qui contient de la grenaille de zinc, on ajoute
quelques millilitres d'acide sulfurique. Au bout de quelques instants un
gaz se dégage : c'est du dihydrogène .De plus on peut
remplacer le zinc par un autre métal (le fer par exemple) et on observe encore
un dégagement de dihydrogène. Les acides réagissent
en général sur les métaux pour donner un dégagement de dihydrogène.
Réactions avec les bases: Versons dans un bécher quelques
millilitres d'une solution d'acide chlorhydrique et ajoutons y quelques gouttes
d'hélianthine. Nous observons une coloration rouge. Tout en maintenant un
thermomètre à l'intérieur du bécher, versons goutte à goutte une solution
d'hydroxyde de sodium de même concentration . A un
moment donné une goutte fait passer la coloration de l'hélianthine du rouge au
jaune, et en même temps le thermomètre nous indique un échauffement. La
solution d'acide chlorhydrique a été neutralisée par la solution d'hydroxyde de
sodium. Il se forme du chlorure de sodium et de l'eau. Cette réaction se fait
avec un dégagement de chaleur. On observe une réaction analogue avec
l'acide nitrique et l'acide sulfurique.Un
acide réagit sur une base pour donner un sel et de l'eau. Réactions avec
les sels: On peut obtenir un dégagement de gaz ou un précipité.
2.2)
SOLUTIONS BASIQUES
Goût: Elles possèdent en général un « goût amer » caractéristique . Conductibilité électrique: On
plonge les deux électrodes d'un conductimètre dans une solution d'hydroxyde de
sodium (NaOH) . Puis on
recommence avec les solutions d'hydroxyde de potassium (KOH) et
d'ammoniaque (NH4OH) . Dans les trois
cas on observe que l'ampoule électrique s'allume et que l'ampèremètre indique
le passage d'un courant électrique. Par conséquent les solutions aqueuses
des bases contiennent des ions mobiles. Électrolyse:
Plaçons dans un voltamètre à électrodes inattaquables une solution aqueuse
solution d'hydroxyde de sodium (NaOH) et
regardons ce qui se passe au bout de quelques minutes. Puis recommençons avec
la solution aqueuse solution d'hydroxyde de potassium (KOH) et
l'ammoniaque (NH4OH). Qu'observons-nous ?
Dans les trois cas nous obtenons
des résultats analogues à ceux qui avaient été observés avec les solutions acides
: dégagement de dioxygène à l'anode et dégagement
de dihydrogène à la cathode Avec l'ammoniaque
nous observons des réactions secondaires Actions sur les indicateurs
colorés: Nous ferons réagir sur les trois bases (NaOH,
KOH et NH3) quatre indicateurs colorés: la phénolphtaléine,
le bleu de bromothymol, l'hélianthine, le bleu de
thymol et le tournesol. Nous observons des résultats similaires avec les trois
bases:
• Les solutions basiques font
virer le bleu de bromothymol du vert au bleu .
• Les solutions basiques font virer la phénolphtaléine incolore au rose .
• Les solutions basiques font virer le
bleu de thymol du jaune au bleu .
• Les solutions basiques font
virer au bleu le papier tournesol .
Réactions avec les métaux: Dans une éprouvette qui contient de la grenaille de
zinc, on ajoute quelques millilitres d'une solution d'hydroxyde de sodium.
Qu'observons-nous? Aucune réaction ne se produit. En recommençant cette
expérience avec la solution d'hydroxyde de potassium et l'ammoniaque, nous
n'obtenons aussi aucune réaction. Les bases ne réagissent pas en
général sur les métaux .
Actions sur les acides: Comme nous l'avons vu les bases réagissent avec
les acides pour donner un sel et de l'eau.
Réactions avec les sels: Nous parlerons de la réaction de
précipitation. Ajoutons quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium à
une solution de sulfate de cuivre. Nous observons la formation d'un précipité
bleu d'hydroxyde de cuivre [Cu(OH)2]. L'hydroxyde de sodium(NaOH) réagit avec le sulfate de cuivre (CuSO4)
pour donner de l'hydroxyde de cuivre [Cu(OH)2]
et du sulfate de sodium (Na2SO4).
2.3)
SOLUTIONS SALINES
Nous étudierons plus
particulièrement la solution aqueuse de chlorure de sodium (NaCl). Conductibilité électrique: On plonge
les deux électrodes d'un conductimètre dans une solution de chlorure de
sodium. On observe que l'ampoule électrique s'allume. Par conséquent la
solution aqueuse de chlorure de sodium contient des ions mobiles. Électrolyse:
Si l'on avait remplacé dans l'expérience précédente la solution aqueuse de
chlorure de sodium par du chlorure de sodium solide, on aurait constaté que le
courant ne passait pas. Pour obtenir un courant électrique, il faut faire
fondre le chlorure de sodium. On peut réaliser l'électrolyse du chlorure
de sodium fondu au laboratoire. Le chlorure de sodium fond à 801 ° C. On place
le chlorure de sodium dans une capsule en fonte et on chauffera de préférence
avec une bec Mecker. La
capsule de fonte est reliée au pôle positif et sert de cathode. Une tige
centrale en fer plonge dans le chlorure de sodium fondu et est reliée au pôle
négatif; elle sert de cathode. On observe la formation de sodium au
voisinage de la cathode et un dégagement de dichlore
au voisinage de l'anode.
Le chlorure de sodium est formé
des ions sodium (Na+) et des ions chlorure (Cl-) qui vibrent
autour d'une position d'équilibre. Lorsqu'on chauffe l'agitation permet de les
séparer, de telle sorte que les ions deviennent libres de se mouvoir. Le champ
électrique provoqué par les deux électrodes sépare les cations (Na+)
des anions (Cl-). Les cations (Na+) sont attirés par la
cathode chargée négativement. Ils captent un électron et se transforment en
atomes de sodium. Les anions ( Cl-) sont attirés
par l'anode chargée positivement. Ils libèrent un électron et se transforment
en atomes de chlore. Puis deux atomes de chlore se réunissent pour donner la
molécule de dichlore qui se dégage. Les électrons
libérés à l'anode parcourent le circuit électrique extérieur et sont captés à
la cathode par des ions Na+. Actions sur les indicateurs
colorés: Faisons
réagir la solution de chlorure de sodium sur trois indicateurs
colorés :le bleu de bromothymol, le bleu de
thymol et le tournesol.
Le bleu de bromothymol
reste vert .
Le bleu de thymol reste jaune .
Le papier tournesol reste violet .
Réactions avec un métal: Plongeons un clou en fer dans une solution de
sulfate de cuivre. Qu'observons-nous ?
Le clou se recouvre de cuivre:
Réactions avec les autres sels: Ajoutons quelques gouttes d'une solution de nitrate
d'argent à une solution de chlorure de sodium. Que voyons-nous ?
Nous observons la formation d'un
précipité blanc de chlorure d'argent. Le chlorure de sodium (NaCl) réagit avec le nitrate d'argent (AgNO3) pour donner
un précipité de chlorure d'argent (AgCl). Il se forme
aussi du nitrate de sodium (NaNO3).
2.4)
SUBSTANCES IONIQUES
Comme le nom l'indique, les
substances ioniques sont formées de particules électriques ou ions. L'atome de
sodium n'est pas stable chimiquement. Pour satisfaire à la loi de l'octet, il
doit perdre son unique électron. La particule obtenue aura par conséquent onze
protons et dix électrons. Nous dirons que sa charge nucléaire est de plus onze
et que sa charge électronique est de moins dix. Dans ces conditions la charge
de l'ion sodium (Na+) est donc plus un. Les atomes des alcalins sont
des donneurs d'électrons. Ils réagiront facilement avec les atomes des
halogènes, car ces derniers sont des accepteurs . Ils
ont tendance à compléter à huit le nombre d'électrons périphériques. Ainsi,
l'atome de chlore capte un électron pour devenir stable. L'anion obtenu (Cl-)
a une charge nucléaire de + 17 et une charge électronique de - 18. Sa charge
sera donc de moins un.
Liens ioniques
Le fluorure de sodium (NaF) est constitué par des ions sodium (Na+) et des
ions fluorures (F-) en nombre égal. Entre ces ions il s'exerce une force
électrique d'attraction . La liaison chimique
qui résulte de cette attraction électrostatique est un lien
ionique. En général les atomes dont la différence d'électronégativité est
supérieure à « 1,7» sont unis par une liaison ionique. L'atome le plus
électropositif est le donneur d'électrons, et l'atome le plus électronégatif
est l'accepteur d'électrons. Nous retrouvons ce type de liaison dans tous les
électrolytes. Un électrolyte est une substance ionique, qui libère des ions
dans une solution aqueuse. La charge globale des anions est égale à la
charge globale des cations.
Formules moléculaires
Dans la suite du cours nous
représenterons un cation par le symbole :
Cn+
C: atome ou groupement
d'atomes appelé «radical» (NH4).
n: nombre de charges positives portées par l'atome ou
le radical.
Ion potassium:
K+ n = 1
Ion ammonium NH4+ n = 1
Ion calcium Ca2+ n = 2
Et nous représenterons un anion par le symbole général suivant :
An'-
A: atome
ou groupement d'atomes appelé «radical» (NO3, OH, SO4
par exemple) .
n': nombre de charges négatives portées par l'atome ou
le radical.
Ion chlorure Cl-
n' = 1
Ion hydroxyde OH- n' = 1
Ion oxyde O2- n' = 2
Pour écrire la formule chimique d'un composé ionique il suffira d'appliquer le
principe de la neutralité. Dans un composé ionique le nombre de charges
positives des cations doit être égal au nombre de charges négatives des anions.
CcAa
n.c = n'.a
Exemple : Quelle est la formule moléculaire du sulfate d'aluminium ?
Cation Al 3+
C = Al n = 3
Anion SO4 2- A = SO4
n' = 2
La formule moléculaire que nous cherchons est de la forme suivante : CcAa
Les indices «a» et «c» doivent vérifier la relation suivante : 3 . c =
Le plus petit couple d'entiers qui vérifie cette relation est : a = 3
et c = 2
La formule chimique du sulfate d'aluminium est donc : Al2(SO4)3
2.5)
FONCTION ACIDE
Définition: Un acide est une substance ionique qui libère des
protons (H+) en solution aqueuse. Le cation est un proton (H+)
et l'anion est différent de l'ion hydroxydes (OH-). Les
propriétés qui déterminent la fonction acide sont dues au proton (H+) .
Formule moléculaire: La formule
moléculaire d'un monoacide renferme un atome d'hydrogène: HA ou H+A-
Exemple : HCl (acide chlorhydrique)
La formule moléculaire d'un diacide renferme deux atomes d'hydrogène. H2A
ou 2H+A2-
Exemple : H2SO4 (acide sulfurique). Nomenclature:
Pour nommer un acide binaire, on utilise le suffixe «hydrique ».
HCl : acide chlorhydrique
Pour nommer un acide ternaire, on
utilise le suffixe «ique ».
HClO3 : acide
chlorique
Dissociation et
hydratation des ions: En solution dans l'eau un acide se dissocie pour
donner des protons et un anion (A-) différent de l'ion hydroxyde (OH-).
Les protons se fixent sur les molécules d'eau et se transforment en ions
(H3O+) qui s'entourent de molécules d'eau. Les anions
s'entourent également de molécules d'eau. C'est le phénomène d'hydratation des
ions; il s'accompagne toujours d'un dégagement de chaleur (réaction
exothermique). Les ions hydratés sont appelés «IONS AQUEUX». .Ainsi le chlorure
d'hydrogène (HCl) se dissout dans l'eau pour donner
l'acide chlorhydrique :
Électrolyse: L'électrolyse d'une solution acide donne en
général un dégagement de dihydrogène à la cathode. Les ions hydronium se dirigent
vers la cathode, où ils captent un électron pour se transformer en atome
d'hydrogène. Deux atomes d'hydrogène se réunissent ensuite pour donner la
molécule de dihydrogène .
Actions sur les indicateurs colorés: En présence d'une
solution acide :
• l'hélianthine est rouge ;
• le bleu de bromothymol
est jaune;
• le tournesol est rouge ;
• le bleu de thymol est
rose.
Réactions sur les métaux: Une solution acide en général réagit sur
un métal. Le métal (M) perd des électrons qui sont captés par les ions hydronium (H3O+). Avec les métaux
divalents, comme le zinc, l'atome de métal perd deux électrons qui sont captés
par deux ions hydronium: Réactions avec les bases:
Une base réagit sur un acide pour donner un sel et de l'eau
. Cette réaction est exothermique. C'est la réaction de neutralisation. Réactions
avec les sels: Un acide réagit sur un sel, à condition que l'un des
produits susceptibles de se former, soit un dégagement gazeux ou un
précipité solide.
2.6)
FONCTION BASE
Définition: Une base est une
substance ionique qui libère des ions hydroxydes
(OH-) en solution aqueuse. Le cation est différent du proton
(H+) et l'anion est l'ion hydroxyde (OH-).
Les propriétés qui déterminent la fonction base sont dues aux ions hydroxydes
(OH-).
Formule moléculaire: La formule moléculaire d'une monobase
contient un groupement oxhydrile «OH» .
COH
ou C+OH-
Exemple : NaOH (hydroxyde de sodium) Nomenclature:
Pour nommer une base on utilise le préfixe «Hydroxyde» suivi du nom du cation .
Exemple KOH : Hydroxyde de potassium Dissociation et hydratation des
ions: En solution dans l'eau une base se dissocie pour donner des ions
hydroxydes (OH-) et un cation qui est différent du proton (H+). Ces
ions s'entourent de molécules d'eau pour donner des «IONS AQUEUX». Ainsi
l'hydroxyde de sodium (NaOH) se dissocie en solution
aqueuse pour donner des ions sodium (Na+) et des ions hydroxydes (OH-)
qui s'entourent de molécules d'eau.
Électrolyse: L'électrolyse d'une solution basique donne en
général un dégagement de dioxygène à l'anode . Les ions hydroxydes (OH-) se dirigent
vers l'anode , où ils libèrent un électron pour se
transformer en groupement «OH» instable. Ce groupement se décompose pour donner
de l'eau et du dioxygène . Actions sur les indicateurs colorés: En présence
d'une solution basique :
• la phénolphtaléine
est rose ;
• le bleu de bromothymol
est bleu;
• le tournesol est bleu ;
• le bleu de thymol est bleu .
Réactions sur les métaux: Une
solution basique en général ne réagit pas sur un métal. Réactions avec
les acides: C'est la réaction de neutralisation..
Réactions avec les sels: Une base réagit sur un sel,
à condition que l'un des produits susceptibles de se former, soit un dégagement
gazeux ou un précipité solide.
2.7)
FONCTION SEL
Définition: Un sel est une substance ionique qui libère des
ions en solution aqueuse. Le cation est différent du proton (H+)
et l'anion est différent de l'ion hydroxydes (OH-) . Les
propriétés qui déterminent la fonction base sont celles des ions présents dans
la solution. Formule moléculaire: La formule moléculaire d'un sel peut
s'écrire de la façon suivante .
CcAa ou cC+n aA-n'
Nomenclature: Pour nommer un sel binaire on applique la règle
suivante :
Préfixe de l'anion +
ure + nom du cation
Exemple : KCl
(Chlorure de potassium)
Pour nommer un sel ternaire on applique la règle suivante :
Préfixe de l'anion + ate + nom du cation
Exemple :
KClO3 (Chlorate de potassium) Dissociation et
solvatation des ions: En solution dans l'eau un sel se dissocie pour donner
des anions différents des ions hydroxydes (OH-) et des
cations différents des protons (H+). Ces ions s'entourent de
molécules d'eau pour donner des «IONS AQUEUX».
Ainsi le chlorure de sodium
(NaCl) se dissocie en solution aqueuse pour donner
des ions sodium (Na+) et des ions chlorures (Cl-). Électrolyse:
La solution aqueuse d'un sel est électrolysable . On
obtient des produits qui dépendent des ions en présence. Actions sur les indicateurs coloré: En général une solution saline
est neutre.
• la phénolphtaléine
est incolore ;
• l'hélianthine est jaune ;
• le bleu de bromothymol
est vert;
• le tournesol est violet ;
• le bleu de thymol est jaune.
Cependant certains sels, comme le
bicarbonate de sodium, sont acides. D'autres sont basiques. Réactions
sur les métaux: Une solution saline peut réagir avec un métal. Le métal se
transforme en cations en perdant des électrons. Ces électrons sont captés par
les cations métalliques et se transforment en atome d'un nouveau métal.
Réactions avec les
acides les bases et les autres sels:
Un sel réagit avec une base, un acide ou un autre sel, lorsque l'un des
composés susceptibles de se former donne un dégagement gazeux ou la formation
d'un précipité solide.
Examinons ce qui se passe dans la réaction de précipitation du chlorure
d'argent. Les ions Na+ et NO3- ,
qui ne réagissent pas sont des «IONS SPECTATEURS». Les ions Ag+
et Cl- sont les «IONS RÉAGISSANTS» . Pour représenter le phénomène, il suffit d'écrire la
réaction entre ions réagissants. Sur le tableau suivant on a identifié les ions
qui sont réagissants les uns par rapport aux autres.
2.8)
THÉORIE D'ARRHÉNIUS
Un électrolyte est un composé ionique,
qui en solution aqueuse conduit le courant électrique à cause de la présence
d'ions mobiles : les ions hydratés ou ions aqueux. Un électrolyte fort est
pratiquement tout dissocié dans l'eau. Sa conductibilité électrique est très
grande, à cause du nombre élevé d'ions aqueux. Un électrolyte faible est
peu dissocié dans l'eau. Sa conductibilité électrique est faible, car il y a
peu d'ions aqueux. Selon ARRHÉNIUS un acide en solution aqueuse libère des ions hydronium H3O+.
La concentration en ions hydronium est supérieure à
celle des ions hydroxydes . Selon BRONSTED et
LOWRY un acide est un donneur de protons.
Les acides forts (l'acide chlorhydrique par exemple) sont totalement
dissociés. Les acides faibles (l'acide acétique par exemple) sont partiellement
dissociés.
Selon ARRHÉNIUS une base en
solution aqueuse libère des ions OH- (Ions hydroxydes). La
concentration en ions hydroxydes est supérieure à celle des ions hydronium .
Les bases fortes (l'hydroxyde de sodium par exemple) sont totalement
dissociées. Les bases faibles sont partiellement dissociées.
Selon BRONSTED et LOWRY une base est un accepteur
de protons. Dans les substances covalentes, les atomes sont unis par
des liaisons covalentes. Chaque atome prête un électron pour assurer la
liaison. Il y a mise en commun d'un doublet électronique. C'est le cas par
exemple de la molécule de dihydrogène .
Lorsqu'un solide covalent se dissout dans l'eau (sucre par exemple) les
molécules de soluté s'entourent de molécules d'eau : hydratation des molécules
de soluté.
3)
CARACTÉRISTIQUES DES SOLUTIONS AQUEUSES
3.1)
GÉNÉRALITÉS
Comment préparer une solution
d'hydroxyde de sodium contenant dix grammes de soluté par litre de
solution ?
Il faut dans un premier temps
peser dix grammes d'hydroxyde de sodium solide. Ensuite on dissout ces dix
grammes dans de l'eau, puis en utilisant une fiole jaugée de un litre on ajoute
de l'eau distillée, jusqu'à ce que l'on obtienne un litre de solution.
Comment obtenir à partir de la
solution précédente une solution contenant un gramme d'hydroxyde de sodium par
litre ?
À l'aide d'une pipette graduée on prélève 100 mL de la solution
précédente, que l'on verse dans une autre fiole jaugée. Ces cent millilitres
contiennent un gramme d'hydroxyde de sodium. Puis on complète à un litre en
ajoutant de l'eau distillée. Nous avons dilué la solution initiale et obtenu
une solution dix fois moins concentrée.
Une solution est un mélange homogène d'au moins deux substances pures : le
soluté et le solvant. Rappelons que le soluté est la substance qui est en plus
petite quantité dans la solution. . Le soluté et le solvant peuvent être
solides, liquides ou gazeux.
Les solutions les plus courantes sont celles où le soluté est solide et le
solvant liquide.
Lorsque
le liquide est de l'eau on parle de solution aqueuse. Il existe deux
sortes de solutions aqueuses :
Les solutions aqueuses qui conduisent
le courant électrique (eau
salée par exemple) : dans ces solutions le soluté est un électrolyte (substance
ionique), c'est à dire une substance qui contient des IONS.
Dans une solution aqueuse ce sont les ions qui permettent le passage du courant
électrique. De telles solutions seront appelées SOLUTIONS ÉLECTROLYTIQUES
ou SOLUTIONS IONIQUES. Il en existe trois sortes : les acides, les bases
et les sels.
Les solutions aqueuses qui ne conduisent pas le courant électrique
(eau sucrée ou eau iodée par exemple) : dans ces solutions le soluté est une
substance covalente .Nous avons une solution lorsque une substance (le soluté)
peut se dissoudre dans une autre (le solvant) pour donner une substance
homogène. Il existe donc une affinité entre le soluté et le solvant. Les
particules de solutés (molécules ou ions) s'entourent de molécules de solvant.
C'est le phénomène de «solvatation», qui, comme nous l'avons souligné, est exothermique.
D'une façon générale les semblables attirent les semblables. Cela signifie que
les solutés ioniques vont se dissoudre plus facilement dans des solvants
polaires, comme l'eau, alors que les substances covalentes comme l'iode se
dissoudront plus facilement dans des solvants non polaires (le sulfure de
carbone par exemple). Il faut souligner cependant que l'eau, le plus
important des solvants, peut dissoudre également le sucre (substance
covalente) et le chlorure de sodium (substance ionique)
.
On expliquera la solubilité
du sucre dans l'eau, par les liaisons hydrogène formées entre les molécules de
sucre et d'eau.
Solutions ioniques
Reprenons l'exemple de la
solution d'eau salée Le chlorure de sodium est un solide ionique; son cristal
est formé de deux sortes d'ions : les cations Na+ et les anions Cl- , qui sont liés par la force électrostatique .
Lorsque les forces d'attraction seront suffisantes, les ions pourront se
séparer et s'entourer de molécules d'eau : c'est l'hydratation des ions.
Les molécules d'eau brisent les liaisons qui réunissent les ions dans le
cristal ionique de chlorure de sodium. En effet pour disloquer le cristal , il faut lui fournir de l'énergie, qui sert à
vaincre les forces de cohésion qui maintiennent les ions dans leur position
d'équilibre. La dispersion des ions est donc une réaction endothermique
. Lorsque les ions Na+ + et Cl- sont libres,
ils se déplacent parmi les molécules d'eau et s'entourent de molécules d'eau :
c'est l'hydratation des ions. Ce deuxième phénomène est exothermique. Dans une
solution aqueuse les ions sont toujours hydratés (entourés de molécules
d'eau). Ce sont des IONS AQUEUX : Na+(aq) et Cl- (aq).
Solutions covalentes
Les solutions de substances
covalentes ne conduisent pas le courant électrique. Le soluté est un
substance covalente . Voyons ce qui se passe lorsqu'on
dissout de l'iode dans du sulfure de carbone .Les molécules d'iode sont entourées par les molécules de sulfure de carbone. Ces
dernières détachent les molécules d'iode du cristal initial et finissent par le
détruire complètement . La destruction du cristal
initial d'iode est endothermique. Lorsque l'iode est dissous, chaque molécule
d'iode est entourée par plusieurs molécules de sulfure de carbone, mais elle reste
cependant libre de se mouvoir entre ces dernières. On obtient des molécules
d'iode solvatées : I2 (solvaté).
La solvatation des molécules d'iode est une réaction exothermique. Rappelons
quelques propriétés importantes des solutions :
•
Les particules de soluté sont distribuées uniformément entre les
molécules de solvant. On dit qu'elles sont «solvatées».
Avec les solutions aqueuse les particules de solutés
sont hydratées. Ces particules ne sont pas observables au microscope
.
• Le soluté ne peut pas être
filtré.
• La solution forme un mélange
transparent ou coloré.
On appelle «SOLUBILITÉ» la
quantité maximum de soluté, que l'on peut dissoudre dans un volume donnée de
solvant. Pour les solutions aqueuses, on exprime la solubilité en grammes de
soluté pour 100 mL d'eau . Nous verrons dans la suite
que 'on peut aussi exprimer cette solubilité en moles de soluté par litre
d'eau. La solubilité est une propriété caractéristique du soluté. Trois
facteurs l'influencent :
• La nature du solvant : à
• La température: lorsque le soluté est solide, habituellement la
solubilité augmente, lorsque la température croît ; lorsque le soluté est GAZEUX,
habituellement la solubilité diminue, lorsque la température croît ;
• La pression : lorsque le soluté est GAZEUX, habituellement une
augmentation de pression entraîne une augmentation de la solubilité.
En considérant cette propriété on a l'habitude de
subdiviser les solutions en trois catégories:
•
Solution non-saturée si la quantité de soluté
dissous est inférieure à la solubilité;
• Solution saturée si la quantité
de soluté dissous est égale à la solubilité;
• Solution sursaturée si la
quantité de soluté dissous est supérieure à la solubilité.
3.2)
CONCEPT DE
Une mole d'atomes contient
6,02 x 1023 atomes.
Une mole de molécules contient 6,02 x 1023 molécules.
Une mole de dollars équivaut à une somme de 6,02 x 1023
dollars.
La masse molaire
(M) d'une entité est la masse d'une mole de cette entité. La masse molaire d'atomes d'un élément est la
masse d'une mole d'atomes de cet élément, soit la masse de 6,02
x 1023 atomes. Elle s'exprime en g. mol
-1.
Azote (N):
Chlore (Cl):
Hydrogène (H): 1,007
Oxygène (O): 15,999
La masse molaire d'atomes,
exprimée en g.mol -1, est pratiquement
égale à la masse atomique, exprimée en u.m.a. . Les symboles des éléments chimiques ont donc tous une
double signification :
• À l'échelle microscopique : masse de
l'atome en u.m.a. ;
• À l'échelle macroscopique : masse de
la mole d'atomes en grammes .
La masse molaire de molécules
est la masse d'une mole de molécules, soit la masse de 6,02 x 1023
molécules. Pour calculer la masse molaire de molécules ,
on doit faire la somme des masses molaires d'atomes .
.
Exemple : Calculer la masse molaire de molécules de l'acide sulfurique (H2SO4).
On donne les masses molaires d'atomes suivantes :
hydrogène: 1 mol -1
oxygène: 16 mol -1
soufre: 32 mol -11
La masse molaire de molécules de l'acide sulfurique est :
1 x 2 32 16 x 4 =
La masse molaire d'atomes
de l'hydrogène est voisine de un gramme. Cela signifie que un
gramme d'hydrogène contient 6,02 x 1023 atomes d'hydrogène. L'hydrogène
est un élément moléculaire. Sa formule chimique est H2 .
Par conséquent dans deux grammes d'hydrogène il y aura 6,02 x 1023 molécules
d'hydrogène ou encore 12,04 x 1023 atomes d'hydrogène.
Pour calculer le nombre de moles (n) , on pourra procéder de deux
manières :
• À partir du nombre d'atomes ou de molécules (N) , en le divisant par le
nombre d'Avogadro (NA);
• À partir de la masse de la substance (m), en la divisant par la masse
molaire (M) .
Ces formules sont très
importantes. Elles permettent de calculer le nombre d'entités élémentaires
(molécules, atomes, ions …) à partir de la masse de la substance
ou de calculer la masse de la substance à partir du nombre de particules (N) :
Au laboratoire on détermine la
formule moléculaire en suivant deux étapes :
• Analyse qualitative de la substance :
on trouve ainsi les éléments qui sont présents dans la molécule du corps ;
• Détermination expérimentale des
pourcentages en masse des différents éléments qui sont présents dans la
substance.
EXEMPLE:
L'analyse d'une substance montre qu'elle ne contient que du carbone et
de l'oxygène. Au laboratoire on détermine que cette substance contient 27 % de
carbone et que sa masse molaire est
On cherche la masse de carbone contenu dans une mole, puis on en déduit
le nombre de moles d'atomes de carbone dans une mole; de la même façon on
cherche la masse d'oxygène contenu dans une mole, puis on en déduit le nombre
de moles d'atomes d'oxygène dans une mole :
Formule moléculaire: CO2.
3.3)
CONCENTRATIONS
Pour calculer la concentration d'une solution nous devons connaître deux
facteurs :
•
La quantité de soluté (nombre de moles, masse, nombre d'équivalents-gramme) ;
• Le volume de la solution.
La molarité est la concentration en
nombre de moles par litre de solution; elle est donnée par le quotient du
nombre de moles (N) par le volume (V).
Le titre d'une solution (T) est le nombre de grammes par litre de
solution ; il se calcule en utilisant la masse du soluté (g) par le volume de
la solution (L) :
Le pourcentage en masse; c'est le nombre de grammes de soluté dans
cent grammes de solution ; mathématiquement il s'exprime en divisant la masse
du soluté (mSoluté) par la somme de la masse du
soluté et de celle du solvant (MSolvant) ) et en
multipliant par cent.
3.4)
DILUTION
Lorsqu'on dilue une solution
aqueuse on ajoute de l'eau sans modifier la quantité de soluté. Le nombre de
moles de soluté reste constant et le volume varie. D'une façon générale
supposons que le volume initial de la solution soit «VI», et que sa
concentration soit «CI». Après addition d'eau le nouveau
volume est «VF » et la nouvelle concentration sera «CF».
Comme le nombre de moles est constant, nous pouvons écrire la relation suivante :
4) ACIDITÉ ET ALCALINITÉ DES SOLUTIONS
4.1) DÉFINITION DU PH
Le pH ou "Indice de Sorensen" mesure l'acidité ou l'alcalinité
d'une solution aqueuse. Pour des raisons pratiques les chimistes ont défini le
pH comme étant le logarithme décimal de l'inverse de la concentration en moles
d'ions hydronium, cette concentration étant exprimée
en moles d'ions hydronium par litre de solution
(molarité).
Par analogie le pOH d'une solution est le logarithme décimal de l'inverse
de la concentration en moles d'ions hydroxyde, cette concentration étant exprimée en
moles d'ions hydroxyde par litre de solution.
4.2)
RELATION FONDAMENTALE DES SOLUTIONS
Le pH de l'eau distillée est de
sept. Cela nous montre que les concentrations en ions hydronium
et hydroxyde sont égales. Quelques molécules d'eau subissent une
dissociation pour donner des ions hydronium et des ions
hydroxydes. En même temps des ions hydronium
réagissent avec des ions hydroxydes pour redonner des molécules d'eau. La
double flèche indique que les deux réactions se font en même temps. Il
s'agit d'un équilibre chimique. Cette notion très importante en chimie
sera développée ultérieurement. Nous admettrons cette année un résultat
fondamental : à l'équilibre dans l'eau distillée à 25°C la
concentration en moles d'ions hydronium et la
concentration en moles d'ions hydroxyde sont égales (pH=pOH=7).
Dans toutes les solutions électrolytiques le produit de la concentration en
moles d'ions hydronium et la concentration en moles
d'ions hydroxyde reste constant . En écrivant que
les logarithmes décimaux de deux membres de cette équation sont égaux,
nous obtenons la relation fondamentale de toutes les solutions électrolytiques.
4.3) PH D'UN
ACIDE FORT
On peut considérer qu'un acide fort est totalement dissocié dans l'eau pour
donner des ions hydronium et des anions, qui
s'entourent de molécules d'eau (ions aqueux). On peut exprimer le pH d'un acide
fort à partir de la concentration en moles d'ions hydronium .
C
: concentration de l'acide en moles d'ions hydronium
par litre de solution.
4.4)
PH D'UNE BASE FORTE
On peut considérer qu'une base
forte est totalement dissociée pour donner des ions hydroxydes et des cations,
qui se transforment en ions aqueux . On exprime le pH
d'une base forte à partir de la concentration en moles d'ions hydroxyde (C):
C : concentration de l'acide en
moles d'ions hydroxyde par litre de solution.
4.5)
ZONES DE VIRAGE
Prenons quatorze éprouvettes
contenant dix millilitres de solution électrolytique, de telle sorte que le pH
varie d'une unité en passant d'une éprouvette à la suivante. On verse dans
chaque éprouvette la même quantité d'un indicateur coloré. Comme l'indicateur
est un acide ou une base, il doit être utilisé en très faible quantité, afin de
ne pas faire varier la concentration en ions hydronium.
Réalisons l'expérience en utilisant le bleu de bromothymol.
Voici ce que nous observons:
•
Les éprouvettes de un à cinq sont colorées en jaune;
• Les éprouvettes de huit à quatorze
sont colorées en bleu ;
• L'éprouvette sept est colorée en vert
;
• L'éprouvette six a une couleur située
entre le jaune et le vert.
En recommençant une expérience
plus précise pour les valeurs du pH comprises entre six et huit, nous
constatons que le changement de couleur est progressif dans l'intervalle de
6 à 7,8. Cet intervalle est appelé la «ZONE DE VIRAGE» de
l'indicateur. Les indicateurs colorés «acides-bases»
sont des substances qui changent de couleurs , suivant
l'acidité ou l'alcalinité du milieu. Comme la plupart du temps les
indicateurs sont des acides ou des bases, il sera très important
d'utiliser ces substances en très faibles quantités, afin de ne pas trop faire
varier la concentration en ions hydronium. La zone de
virage d'un indicateur coloré acide-base est un
intervalle de valeurs de pH dans lequel l'indicateur change de couleur.
La couleur obtenue vers le milieu de la zone est la «teinte sensible».
En général un indicateur ne présente qu'une seule zone de virage, mais il
existe certains indicateurs qui, comme le bleu de thymol, présentent plusieurs
zones de virage. Examinons maintenant quatre cas particuliers.
Le bleu de thymol a deux zones de virage, une
première située entre 1,2 et 2,8 et une deuxième située
entre 8 et 9,6 . L'hélianthine a une zone de
virage située entre 3,1 et 4,4 .
Le tournesol a une zone de virage
située entre 5,0 et 8,0. Le bleu de bromothymol
a une zone de virage située entre 6 et 7,6.
5)
TRANSFORMATIONS CHIMIQUES ET STOECHIOMÉTRIE
5.1) RÉACTION CHIMIQUE
ET LOI DE
Dans une RÉACTION CHIMIQUE, nous remarquons que la somme
des masses des substances avant et après la réaction est constante. Au cours
d'une réaction chimique les molécules sont modifiées .
Comme nous l'avons déjà souligné, les propriétés physiques et chimiques sont
changées. On représente une réaction chimique par une équation chimique. La
flèche signifie «se transforment en». À gauche de la flèche, on place les
substances qui réagissent ensemble ou « RÉACTIFS» . À
droite de la flèche, on place les substances obtenues après la transformation
chimique ou «PRODUITS» . En réagissant avec l'acide
chlorhydrique, l'hydroxyde de sodium donne du chlorure de sodium et de l'eau:
c'est la réaction de neutralisation. Cette réaction équivaut à la formation
de la molécule d'eau à partir de ses ions .
L'équation
a une double signification :
•
À l'échelle atomique elle signifie qu'un ion hydronium
réagit avec un ion hydroxyde pour donner deux molécules d'eau ;
• À l'échelle macroscopique elle
signifie qu'une mole d'ions hydronium réagit
avec une mole d'ions hydroxyde pour donner deux moles de molécules d'eau .
D'une façon générale, si a
molécules du réactif A réagissent avec b molécules du réactif
B pour donner c molécules du produit C et d molécules
du produit D, l'équation chimique traduisant le phénomène s'écrirait comme
suit :
a A + b B -----> c C
+ d D
a, b, c et d sont les coefficients stœchiométriques.
Une réaction chimique peut être accompagnée d'un échange de chaleur avec
l'extérieur. Lorsque les molécules de réactifs renferment une quantité
d'énergie supérieure à celle des produits, la différence entre ces deux
quantités d'énergie sera libérée au cours de la transformation chimique. Nous
aurons une réaction exothermique . La quantité de
chaleur dégagée est placée du côté des produits .
Lorsque les molécules de réactifs renferment une quantité d'énergie inférieure
à celle des produits, la différence entre ces deux quantités d'énergie sera
absorbée au cours de la transformation chimique.Nous
aurons une réaction endothermique . La quantité de
chaleur absorbée est placée du côté des réactifs .
La loi de la conservation de
la masse fut énoncée pour la première fois par le chimiste russe,
LOMONOSSOV en 1748 :
Au cours d'une réaction chimique, la masse totale des produits est égale à la
masse totale des réactifs.
Ensuite, cette loi fut établie
avec rigueur par le célèbre chimiste français Antoine LAVOISIER en
1789. Il démontra qu'au cours d'une réaction chimique la masse se
conserve. La masse totale des produits formés est égale à la masse des
réactifs consommés. Ce résultat fut obtenu à la suite d'expériences
portant sur l'oxydation du mercure. C'est LAVOISIER qui a fondé la chimie
moderne en y introduisant l'aspect quantitatif .
Malheureusement il n'eut pas le temps de jouir de ses nombreux talents,
puisqu'il fut guillotiné en 1794.
5.2)
COMMENT ÉQUILIBRER DES ÉQUATIONS CHIMIQUES?
Lorsqu'il étudie un phénomène, le
chimiste commence par associer à chaque substance sa formule moléculaire et il
traduit la réaction chimique par une équation qualitative. Pour passer d'une
équation qualitative à une équation équilibrée, nous devons tenir compte de
• Le nombre des atomes de chaque espèce
est le même dans les réactifs et dans les produits;
• La somme des charges électriques des
réactifs est égale à la somme des charges électriques des produits.
Une équation chimique équilibrée est
une ÉQUATION QUANTITATIVE :
elle indique dans quelle proportion réagissent les différents constituants dans
la réaction.
Une équation chimique non équilibrée est une ÉQUATION QUALITATIVE.
5.3)
PROBLÈME DE STOECHIOMÉTRIE
Pour résoudre un problème de
chimie il sera facile de suivre les six étapes énumérées ci-après :
• Lire très attentivement le problème en
soulignant la donnée et la question ;
• Si cela n'est pas fait, exprimer la
donnée en mole ;
• Écrire l'équation chimique qualitative
et l'équilibrer ;
• Identifier le facteur déterminant,
quand l'une des substances est en excès.
• En utilisant les proportions entre les
coefficients stœchiométriques, calculer le nombre de
mole ou la masse selon le cas ;
• Relire dans l'énoncé la question et exprimer
correctement le résultat.
Exemple :
Au laboratoire, on prépare l'acétylène (C2H2 ) en faisant réagir l'eau
sur le dicarbure de calcium. Il se forme aussi du dihydroxyde de calcium.
a) Calculer le nombre de molécules d'acétylène qui se forment lorsqu'on fait
réagir
b) Calculer le volume d'eau qui a disparu. a) Nombre de molécules
d'acétylène
L'équation chimique équilibrée est : CaC2 + 2 H2O
----> Ca(OH)2 + C2H2
Le nombre de moles de dicarbure de calcium est: 6,4 /
64 = 0,1 mol
Le nombre de moles d'eau est:
0,1 mol de CaC2
-----> 0,1 mol de C2H2
Selon l'équation 1 mole 1 mole
Selon la donnée 0,01 mole x mole
On en déduite que: x = 0,01 mole
Le nombre de molécules de C2H2 s'obtient en multipliant le
nombre de moles par le nombre d'Avogadro :
0,1 .
6,02 .1023 = 6,02 . 1022
molécules
b) Volume d'eau qui
a disparu
0,1 mol de CaC2
réagit avec 0,2 mol de H2O
La masse d'eau qui a disparu est: 0,2 x 18 =
Volume d'eau qui a disparu: 3,6 mL
5.4)
NEUTRALISATION ET DOSAGES «ACIDIMÉTRIQUES»
Avec une pipette jaugée on verse exactement un volume déterminé d'acide
chlorhydrique dans un bécher. On ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine.
En milieu acide cet indicateur est incolore. À l'aide d'une burette graduée on
verse la solution d'hydroxyde de sodium jusqu'à ce que la
coloration rose de la phénolphtaléine persiste. Lorsque
l'indicateur coloré vire, le nombre de moles d'ions hydroxyde ajoutées est égal
au nombre de moles d'ions hydronium contenues dans
les dix millilitres de la solution d'acide chlorhydrique. Cette réaction
est accompagnée d'un dégagement de chaleur. Du point de vue ionique, cette
réaction aboutit à la formation de la molécule d'eau à partir de ses ions: les ions hydroxydes [OH-(aq)] se combinent avec les ions hydronium
[H3O(aq)]+ pour donner des
molécules d'eau. Cette équation chimique nous montre un principe fondamental en
chimie des solutions. On neutralise une solution acide par addition d'une
solution basique ou réciproquement. À l'échelle corpusculaire, un ion hydroxyde
neutralise exactement un ion hydronium pour donner
une molécule d'eau. À l'échelle molaire, une mole d'ions hydroxydes neutralise
exactement une mole d'ions hydroniums pour donner une
mole de molécules d'eau. C'est ce principe qui est à la base de tous les
dosages «acidimétriques» .
Un dosage est la détermination de
la concentration d'une substance dans un mélange. Il en existe deux grandes
catégories:
•
Les dosages gravimétriques qui font intervenir des pesées ;
• Les dosages volumétriques dans
lesquels on détermine des volumes.
Un dosage peut mettre en jeu des
transformations physiques . Ainsi on détermine la
concentration en sel de l'eau salée en mesurant sa masse volumique. De
nombreuses méthodes d'analyses volumétriques sont basées sur des
réactions chimiques , comme dans le cas des dosages
«acidimétriques». Dans tous les procédés basés sur une réaction chimique la fin
de la réaction est appelée «équivalence». À ce moment les quantités de
chacun des réactifs mis en présence sont dans les proportions indiquées par les
coefficients stœchiométriques. Les dosages «acidimétriques»
utilisent des méthodes volumétriques basées sur la réaction de neutralisation.
On y manipule trois substances :
•
une solution acide ;
• une solution basique ;
• un indicateur coloré qui sert à
déterminer le point d'équivalence.
L'équivalence a lieu lorsqu'on a
mis en présence autant d'ions hydronium
que d'ions hydroxyde. Cette méthode est utilisée fréquemment en chimie des
solutions pour déterminer les concentrations des solutions acides ou basiques.
On détermine ainsi la concentration d'une solution acide en utilisant une
solution basique de concentration connue ou inversement. Théoriquement le point
d'équivalence correspond à une valeur du pH de sept. Pour mettre en évidence le
point d'équivalence à la goutte près, il convient d'utiliser un pH-mètre. La
représentation graphique de la variation du pH en fonction du nombre de
mL de la solution de base versés, nous permettra de repérer le volume (Vb) qui correspond au pH neutre. Le calcul
de la concentration inconnue se fera à partir de cette valeur. Au début le pH
est inférieur à sept, puisque la solution qui se trouve dans le bécher est
acide. Lorsqu'on ajoute la solution basique, les ions hydroxyde ajoutés
neutralisent des ions hydronium.
Le nombre d'ions hydronium diminue, ce qui a pour
effet d'augmenter le pH de la solution. Au voisinage du point d'équivalence,
une goutte de solution peut faire varier considérablement le pH.
L'indicateur le mieux adapté pour la détermination du point d'équivalence est
le bleu de bromothymol, puisqu'il change de teinte
lorsque le pH est de sept.
Supposons que VB mL d'une solution basique, dont la
concentration est CB moles d'ions hydroxydes par litre de solution,
neutralisent exactement VA mL d'une solution acide, dont la
concentration est CAmoles d'ions hydronium par litre de solution.
Au cours de la réaction moles d'ions hydroxydes réagissent
avec moles d'ions hydroniums.
En écrivant que les nombres de moles d'ions hydroxydes et d'ions hydroniums sont égaux, nous obtenons la relation qui
est à la base de tous les dosages «acidimétriques» :
CA: concentration de la solution acide en
moles d'ions hydroniums par litre de solutions.
CB: concentration de la solution basique en moles d'ions hydroxydes
par litre de solutions.
VA : volume de la solution acide en cm3.
VB : volume de la solution basique en cm3.